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TEMA 2. LA MATERIA Y LOS CAMBIOS QUÍMICOS

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1. LA MATERIA

1.1. LA MATERIA Y SUS PROPIEDADES GENERALES

Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, volumen, y que tiene masa.

La masa y el volumen son dos propiedades generales que se utilizan para definir la

materia y distinguirla de lo que no lo es. Sin embargo, las propiedades generales no

sirven para diferenciar los distintos tipos de materia.

Las propiedades características o específicas (densidad, dureza, solubilidad en

agua, conductividad eléctrica…) son propias de cada tipo de materia, y son las que nos

permiten distinguir unas de otras.

La masa, m, es la cantidad de materia que tiene un cuerpo.

Su unidad en el SI es el kilogramo, kg.

Para medir la masa de los cuerpos en los laboratorios se utiliza la balanza, que

ofrece el resultado en gramos.

El volumen, V, es la cantidad de espacio que ocupa un cuerpo.

Su unidad en el SI es el metro cúbico, m3.

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Para medir el volumen de los líquidos en el laboratorio se emplean probetas, pipetas

o buretas graduadas en litros o mililitros.

Para medir el volumen de un sólido se pueden emplear dos procedimientos:

- Cuando el sólido tiene forma regular, se determina a partir de sus dimensiones y

de la fórmula del volumen del cuerpo.

- Un método directo para cuerpos regulares o irregulares, es sumergir el cuerpo en

una probeta con agua, coincidiendo el aumento del volumen con el volumen del

cuerpo.

1.2. LA DENSIDAD, UNA PROPIEDAD CARACTERÍSTICA

DE LA MATERIA

¿Qué pesa más, 1 kg de plomo o 1 kg de plumas? Los dos pesan igual, porque la masa

es la misma en ambos casos. En el lenguaje coloquial se suele decir que el plomo es muy

“pesado” y la pluma es muy “ligera”, cuando lo que se quiere expresar es una propiedad

que indica la cantidad de masa contenida por unidad de volumen, la densidad.

Se denomina densidad de una sustancia a la relación entre la masa y el volumen de la

misma. Es una propiedad característica de la materia y su valor no depende de la cantidad

de materia, solamente de la naturaleza de las sustancias. En el SI se mide en kg / m3.

Otras unidades de uso

frecuente y su equivalencia

La densidad nos permite diferenciar sustancias.

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Para comprobar que la densidad no depende de la cantidad

de materia, medimos la masa (con una balanza digital) y el

volumen (con una probeta con agua) de distintas cantidades

de tiza: 2 barras, 1 barra, media barra y un cuarto de barra.

A continuación, calculamos el cociente entre la

masa y el volumen. Se observa que el cociente entre la

masas y el volumen no cambia al dividirla o trocearla.

Es decir, la densidad es la misma en todos los casos.

Al representar los valores

obtenidos en la experiencia con la tiza

en unos ejes de coordenadas, la

gráfica resultante es una línea recta

que pasa por el origen de

coordenadas.

Cuando esto sucede, se dice que las dos magnitudes representadas, la masa y el

volumen, son directamente proporcionales.

Las propiedades generales de la materia, como la masa y el volumen, no sirven para

diferenciar una sustancia de otra. Para identificar una sustancia se recurre a las

propiedades características de la materia, como la densidad. Estas propiedades no

dependen de la cantidad de materia.

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1.3. TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR DE LA MATERIA

En el siglo XIX surgió la teoría cinético-molecular de la materia como resultado del

trabajo de los científicos Maxwell (1831-1879) y Boltzman (1844-1906). Gracias a esta

teoría se explican las propiedades de la materia.

Esta teoría se basa en varios postulados:

1. La materia está formada por

partículas pequeñas separadas unas

de otras y entre las que existe vacío.

2. Las partículas se encuentran en

continuo movimiento. Al aumentar la

temperatura, aumenta la velocidad y

la energía cinética de las partículas.

3. Se mueven en línea recta y sólo cambian su dirección si chocan contra otra

partícula o contra las paredes. La presión que ejerce el gas es una medida del

número de choques / segundo de sus partículas contra las paredes del recipiente.

4. Existen fuerzas de atracción (o de

cohesión) entre las partículas que las

mantiene unidas. Al aumentar la distancia

entre las partículas disminuye dicha fuerza.

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1.4. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

La materia se presenta en la naturaleza en tres estados de agregación: sólido, líquido

y gaseoso. La mayoría de las sustancias puede presentarse en los tres estados de

agregación, dependiendo de las condiciones de presión y temperatura.

Cada estado de agregación se caracteriza por una serie de propiedades que se

resumen en la siguiente tabla:

SÓLIDO

LÍQUIDO

GASEOSO

Volumen y forma

Tienen volumen fijo y

forma propia

Tienen volumen constante

pero no forma propia, sino la

del recipiente que lo contiene

No tienen volumen

constante ni forma propia

Comprensibilidad

Son incomprensibles

Son poco comprensibles

Son muy comprensibles

Capacidad de fluir

No se expanden

Fluyen

Fluyen espontáneamente

Densidad

Tienen alta densidad

Tienen densidad media-alta

Tienen baja densidad

Ejemplos

Oro, plomo

Agua, aceite

Oxígeno, helio

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La teoría cinético-molecular permite explicar los estados de agregación de la materia:

1.5. LOS CAMBIOS DE ESTADO

La materia se puede presentar en la naturaleza en un estado u otro dependiendo de las

condiciones en las que se encuentre.

Los cambios de estado son procesos físicos

que se producen cuando una sustancia pasa de

un estado de agregación a otro diferente.

A la temperatura a la que un sólido se transforma en líquido, o a la inversa, se le

denomina punto de fusión. Cuando el cambio es de líquido a gas, o a la inversa, se le

llama punto de ebullición. Las dos magnitudes son características de cada sustancia y se

pueden utilizar para identificarlas.

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En la vaporización hay que diferenciar entre:

La ebullición, que es el cambio de estado de líquido a gas que ocurre en toda masa

del líquido.

La evaporación, que se produce solo en la superficie del líquido y a cualquier

temperatura (inferior a la de ebullición).

Esto explica por qué al cabo de un cierto tiempo, un vaso lleno de agua a temperatura

ambiente disminuye su nivel.

La teoría cinético-molecular, además de explicar los estados de agregación de la

materia, explica por qué se producen los cambios de estado:

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2. LEYES DE LOS GASES

En la naturaleza existen sustancias muy importantes que se encuentran habitualmente

en estado gas, como el aire, el gas natural o el dióxido de carbono. Estas sustancias son

muy diferentes a los sólidos y líquidos, que son fáciles de manipular.

Medir directamente la cantidad de gas que hay en un recipiente resulta difícil. La

mayoría de las veces, la cantidad de un gas se determina de forma indirecta midiendo el

volumen del recipiente en el que está encerrado, la temperatura a la que se encuentra y

la presión que ejerce.

El volumen se puede medir con distintos instrumentos, uno habitual es la probeta.

La unidad del SI es el m3, aunque es frecuente utilizar submúltiplos como el litro (L)

o decímetro cúbico (dm3). 1m3 = 1000 dm3 = 1000 L

Para medir la temperatura se utiliza un termómetro. La unidad del SI es el Kelvin

(K) que corresponde a la escala absoluta de temperaturas, aunque habitualmente se

usa la escala Celsius (ºC). T (K) = T (ºC) + 273

La presión se mide con un aparato llamado manómetro (si lo que medimos es la

presión atmosférica “presión del aire” se utiliza el barómetro). La unidad del SI es el

Pascal (Pa), aunque en los estudios de gases es más normal utilizar la atmósfera

(atm) o el milímetro de mercurio (mm de Hg). 1 atm = 760 mm de Hg = 101325 Pa

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2.1. LEY DE BOYLE-MARIOTTE: VARIACIÓN DE LA

PRESIÓN CON EL VOLUMEN A TEMPERATURA

CONSTANTE

A lo largo del siglo XVII, Boyle (1627-1691) en Inglaterra y Mariotte (1620-1684) en

Francia estudiaron las variaciones que experimentaba la presión del gas encerrado en un

recipiente cuando se modificaba el volumen del mismo.

Ley de Boyle-Mariotte: Cuando un gas experimenta transformaciones a temperatura

constante, el producto de la presión que ejerce por el volumen que ocupa permanece

constante.

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2.2. LEY DE GAY-LUSSAC: VARIACIÓN DE LA PRESIÓN

CON LA TEMPERATURA A VOLUMEN CONSTANTE

En el siglo XIX, el químico francés Gay-Lussac (1778-1850) introdujo un gas en un

recipiente cerrado y midió los valores de la presión y de temperatura al ir calentando el

recipiente.

Ley de Gay-Lussac: Cuando un gas experimenta transformaciones a volumen

constante, el cociente entre la presión que ejerce y su temperatura absoluta permanece

constante.

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2.3. LEY DE CHARLES: VARIACIÓN DEL VOLUMEN CON

LA TEMPERATURA A PRESIÓN CONSTANTE

Otro científico francés, Charles (1746-1823) realizó mediciones en globos aerostáticos

analizando las variaciones que experimentaba el volumen de un gas cuando cambiaba su

temperatura y se mantenía constante la presión.

Ley de Charles: Cuando un gas experimenta transformaciones a presión constante, el

cociente entre el volumen del gas y su temperatura absoluta permanece constante.

2.4. LEY DE LOS GASES IDEALES

Relacionando las tres leyes de los gases estudiados se puede deducir una expresión

que relacione la presión, el volumen y la temperatura de un gas en un estado con sus

valores en cualquier otro estado.

Esta ecuación se llama ecuación general de los gases ideales:

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3. EL ÁTOMO

El átomo es la unidad básica que forma la materia. Todas las sustancias conocidas

están formadas por átomos. A excepción del hidrógeno, los átomos están formados

básicamente por protones, neutrones y electrones:

Los electrones están situados en la parte exterior de la estructura del átomo

(corteza) y tienen carga negativa. Su masa es extraordinariamente pequeña (unas

1840 veces menor que el átomo de hidrógeno que es el átomo más pequeño).

Los protones se sitúan en el núcleo del átomo, tienen carga positiva y su masa es

aproximadamente igual a la del átomo de hidrógeno.

Los neutrones se sitúan en el núcleo, carecen de carga y su masa es

aproximadamente igual a la del protón.

Un átomo es un sistema eléctricamente neutro y, por tanto, tiene tantos electrones

negativos en la periferia como cargas positivas en el núcleo.

Si un átomo tiene más o menos electrones que protones, entonces tiene una carga

global negativa o positiva, respectivamente, y se denomina ion.

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3.1. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO

Para caracterizar a un átomo se utilizan el número atómico y el número másico.

Número atómico (Z): Número de protones que

tiene un átomo (si es eléctricamente neutro es igual

al número de electrones).

Número másico (A): Número de protones número

de neutrones, es decir, el número de nucleones.

El número de protones en el núcleo define a qué elemento químico pertenece el átomo:

por ejemplo, todos los átomos de cobre contienen 29 protones.

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3.2. LA MASA ATÓMICA

La masa de un átomo es tan pequeña (el átomo más pesado tiene una masa menor

que 5·10-22 gramos), que si se midiera utilizando como unidad el kg, resultarían números

excesivamente pequeños y, por consiguiente, de difícil manejo.

Sí puede determinarse experimentalmente la masa de un átomo respecto de otro.

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) estableció el átomo de

carbono-12 como referencia y una unidad de masa atómica, u, como la doceava parte

de la masa del átomo de carbono, lo que permite establecer una escala de masas

atómicas relativas.

La masa atómica relativa es un número abstracto. Cuando decimos que la masa

atómica del magnesio es de 24 u, significa que la masa de un átomo de magnesio es 24

veces mayor que la unidad de masa atómica, u.

La unidad de masa atómica (u) se define como la doceava parte de la masa de un

átomo de carbono-12 y es equivalente a 1,6606 · 10-27 kg.

1 u = 1,6606 · 10-27 kg

3.3. MASA ATÓMICA MEDIA: ISÓTOPOS

Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento con el mismo número de

protones (igual número atómico Z), pero con distinto número de neutrones (diferente

número másico A).

La mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como mezcla de dos o más

isótopos, con diferentes porcentajes o abundancia.

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En la tabla se muestran las características de los tres isótopos del neón. Para

diferenciarlos, se indica su nombre seguido de su número másico: neón-20, neón-21 y

neón-22. Como se puede ver en la tabla, los isótopos se diferencian en el número de

neutrones.

Conociendo la masa atómica y la abundancia de cada uno de los isótopos de un

elemento, se puede calcular la masa media ponderada de cada elemento:

La masa atómica media del neón es:

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3.4. LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones.

Posteriormente se comprobó que cada nivel de energía podía estar formado por diferentes

subniveles, que se representan por distintas letras (s, p, d, f).

El subnivel s puede contener hasta 2 electrones.

El subnivel p puede contener hasta 6 electrones.

El subnivel d puede contener hasta 10 electrones.

El subnivel f puede contener hasta 14 electrones.

En el caso de átomos con varios electrones, los subniveles se llenan empezando por

los de menor energía, hasta que uno se completa.

El diagrama siguiente muestra el orden energético de los primeros subniveles:

Los electrones se colocan ordenadamente en los niveles y subniveles, empezando por

los más próximos al núcleo, que son los de menor energía.

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Se denomina configuración electrónica de un elemento a la distribución de los

electrones de un átomo de dicho elemento en los diferentes niveles y subniveles.

El orden de llenado de los electrones en los orbitales viene dado por el diagrama de

Moeller:

Se indica el orbital con un número que indica el nivel y su letra.

Se pone un exponente en la letra correspondiente de los orbitales ocupados, que

indica el número de electrones que hay en los mismos.

Ejemplo: Sodio (Z = 11)

Al ser un átomo neutro, el número atómico coincide con el número de electrones.

Por tanto, su configuración electrónica es. 1s2 2s2 2p6 3s1

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4. EL SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL

4.1. CONCEPTO DE ELEMENTO Y COMPUESTO

Elementos: Están formados por un solo tipo de átomos.

Las sustancias simples, por ejemplo la plata (Ag) están formadas por átomos de un

solo elemento.

Compuestos: Están formados por la unión de dos o más tipos de átomos

Cada compuesto presenta siempre la misma composición. El óxido de plata (Ag2O)

es un compuesto.

A lo largo de la historia se han utilizado diversos criterios para clasificar los elementos

químicos, buscando una ordenación en grupos con unas propiedades comunes.

La clasificación más sencilla dividía los elementos conocidos en metales y no metales.

Cada uno de estos grupos tiene propiedades muy diferentes.

Metales No metales

Conducen bien el calor y la

electricidad.

Presentan temperatura de fusión y

ebullición generalmente elevadas.

A temperatura ambiente suelen ser

sólidos y duros.

No conducen bien el calor ni la

electricidad.

Presentan temperatura de fusión y

ebullición bajas.

A temperatura ambiente suelen ser

gases, líquidos o sólidos blandos.

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4.2. EL SISTEMA PERIÓDICO

Actualmente, los elementos químicos conocidos se ordenan en una tabla denominada

sistema periódico, en orden creciente de su número atómico. Cuando los elementos

se colocan así, tiene lugar una repetición periódica de ciertas propiedades físicas y

químicas.

La causa de la periodicidad en las propiedades químicas es que dependen de la

configuración electrónica de sus electrones más externos o electrones de valencia, y ésta

se repite periódicamente.

Actualmente los elementos se clasifican siguiendo los siguientes criterios de

ordenamiento:

Siguen una secuencia creciente de número atómico, Z

Elementos de igual configuración electrónica de valencia, se colocan en la misma

columna.

Se obtiene una tabla con 7 PERIODOS (filas) y 18 GRUPOS (columnas) donde se

observa:

Variación gradual de las propiedades en los periodos.

Grupos donde se sitúan elementos con propiedades similares.

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4.3. LA REGLA DEL OCTETO

Experimentalmente se comprueba que los átomos de los gases nobles son los más

estables, y este hecho está relacionado con su estructura electrónica: Todos tienen su

última capa, llamada capa de valencia, llena.

Por tanto, los gases nobles son muy estables, no reaccionan, y no forman

agrupaciones de átomos.

Regla del octeto: Los átomos de los otros elementos tienden a rodearse de 8

electrones en su nivel más externo para ganar estabilidad Cuando los átomos se unen

ganan, pierden o comparten electrones para conseguir que su nivel más externo adquiera

configuración de gas noble.

La configuración electrónica de los elementos de un mismo grupo del sistema periódico

muestra que todos tienen el mismo número de electrones en la última capa, por tanto la

configuración electrónica de la capa de valencia es semejante. Esto explica que, en

general, los elementos de un mismo grupo tengan propiedades químicas parecidas.

La configuración electrónica de un elemento permite deducir el grupo al que pertenece

y su comportamiento químico general.

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4.4. FORMACIÓN DE IONES MONOATÓMICOS

Cuando se combinan los átomos no se producen cambios en sus núcleos, pero sí en

su corteza donde puede haber una ganancia o una pérdida de electrones.

En estos casos, los átomos dejan de ser neutros porque ya no coincide el número de

protones (con carga eléctrica positiva) con el número de electrones (con carga eléctrica

negativa).

Los iones monoatómicos son átomos con carga eléctrica neta. Pueden ser:

Iones positivos o cationes Iones negativos o aniones

Los átomos de los metales tienden a ceder

electrones.

Por ejemplo, si un átomo de aluminio pierde 3

electrones, se transforma en el catión Al3+, con

tres cargas positivas, lo que significa que tiene

3 protones más que electrones.

Los átomos de los no metales tienden a captar

electrones.

Por ejemplo, si un átomo de oxígeno capta 2

electrones, se transforma en el anión O2-, con

dos cargas negativas, lo que significa que tiene 2

electrones más que protones.

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4.5. AGRUPACIONES DE ÁTOMOS

En la naturaleza hay átomos de unos elementos químicos que son muy estables: los

átomos de los gases nobles. Estos átomos sólo existen de forma aislada y se

representan por su fórmula, que coincide con su símbolo.

Los gases nobles constituyen el grupo 18 y se caracterizan por su gran estabilidad

(estructura electrónica de su última capa llena con 8 electrones: s2 p6).

Los gases nobles no forman compuestos con otros elementos. Sin embargo, el resto de

átomos se presentan, generalmente agrupados.

El resto de átomos adquieren estabilidad ganando, perdiendo o compartiendo

electrones. Esto lo consiguen enlazándose con otros átomos y, como resultado, se forman

agrupaciones estables de átomos.

Se denomina enlace químico a la unión que se establece entre los átomos de

partículas elementales que constituyen una sustancia.

Enlace iónico: Se unen iones de distinto signo que forman redes cristalinas.

Enlace covalente: Se unen átomos no metálicos que suelen formar moléculas,

aunque también pueden formar redes cristalinas.

Enlace metálico: Se unen átomos metálicos que forman redes cristalinas.

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5. EL CONCEPTO DE MOL

Para medir la masa de los átomos se emplea la unidad de masa atómica. Sin

embargo, la masa de un átomo o molécula es tan pequeña que no existen balanzas con

las que se pueden determinar.

Por tanto, se recurre a muestras que contengan una gran cantidad de átomos. Esta

unidad de cantidad de sustancia es el mol.

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales

(átomos, moléculas, iones u otras partículas) como átomos hay en 12 gramos de 12C.

Esta cantidad es constante y corresponde a 6,022 · 1023, y se conoce como número

de Avogadro, NA.

Un mol de cualquier sustancia contiene un número de Avogadro de las entidades

elementales que la forman. 1 mol = 6,022 · 1023 partículas

Cuando se emplee el mol, es necesario especificar las entidades elementales a las que

se refiere el mol: átomos, moléculas, iones…

1 mol de He = 6,022 · 1023 átomos

1 mol de H2 = 6,022 · 1023 moléculas

1 mol de Cl- = 6,022 · 1023 iones

5.1. LA MASA MOLAR

Las fórmulas químicas de las sustancias informan sobre los átomos de los elementos

que las forman y su proporción.

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La masa molar, M, es la masa, expresada en gramos, de un mol de unidades (átomos,

moléculas…) de una sustancia.

La masa molar (gramos) es numéricamente igual a la masa atómica o molecular (u),

pero se expresan en unidades diferentes.

Un mol del átomo C-12 contiene 6,022 · 1023 átomos y tiene una masa de 12 g.

La masa de un mol de cualquier sustancia, expresada en gramos, coincide con el valor

numérico de su masa atómica o molecular.

Conocido el número de moles de una determinada sustancia podemos calcular

fácilmente el número de partículas presentes y su masa.

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6. REACCIONES QUÍMICAS

6.1. CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA

Como vimos en el primer tema del curso, la física y la química son dos ramas de la

ciencia que estudian la materia. La física estudia cualquier cambio que experimente la

materia en el que no cambie su naturaleza interna, y la química estudia cómo está

constituida la materia y los cambios que afectan a su propia naturaleza.

Cambio físico: Cualquier cambio que se produce sin que varíe la naturaleza de las

sustancias, es decir, sin que se formen sustancias nuevas. Por ejemplo, los cambios

de estado o las disoluciones.

Cambio químico: Transformación de una, dos o más sustancias en otras diferentes

con propiedades características diferentes. Por ejemplo, la oxidación de un metal. A

estos cambios se los denomina reacciones químicas.

Las reacciones químicas son procesos donde unas sustancias, denominadas

reactivos, se transforman en otras denominadas productos.

En las reacciones químicas se conservan todos los elementos, ya que los reactivos y

los productos contienen los mismos elementos químicos.

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En las reacciones químicas se cumplen las leyes ponderales:

Ley de la conservación de la masa (Ley de Lavoisier, 1789): “En toda reacción

química, la masa total permanece constante. Es decir, la masa total de los reactivos

es igual a la masa total de los productos”.

Ley de las proporciones definidas (Ley de Proust, 1799): “En una reacción

química, las cantidades de las sustancias que intervienen (que reaccionan o que se

producen) están en una proporción fija”

2 KI (ac) + Pb (NO3)2 (ac) 2 KNO3 (ac) + PbI2 (s)

Yoduro de potasio Nitrato de plomo (II) Nitrato de potasio Yoduro de plomo (II)

332 g 331,2 g 202,2 g 461 g

En una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen, solo se unen de

distinta forma, es decir, se rompen enlaces o se forman otros nuevos.

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6.2. ECUACIONES QUÍMICAS

Una ecuación química es la representación simbólica de la reacción química, y en

ellas encontramos:

Las fórmulas de los reactivos y productos.

El estado de agregación de las sustancias que intervienen en la reacción:

(s): sólido, (l): líquido, (g): gas, (ac): disolución acuosa...

Una flecha que indica el sentido en el que se da la reacción.

Los coeficientes estequiométricos, que indican la proporción en que reaccionan o se

producen las moléculas de las sustancias que intervienen en la reacción.

Ajustar una ecuación química consiste en colocar los coeficientes (número de

moléculas) necesarios para que el número total de átomos de cada elemento sea el mismo

en cada miembro de la ecuación.

Puede ocurrir que aparezcan coeficientes fraccionarios (1/2, 1/3...)

Los coeficientes indican proporción entre moléculas. Por lo tanto, también será una

proporción entre número de moles de cada sustancia. NUNCA será una proporción

entre masas (g).

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6.3. CÁLCULOS DE CANTIDADES EN UNA REACCIÓN

QUÍMICA

A partir de la ecuación química ajustada de una reacción, si se conoce la cantidad de

una de las sustancias que interviene en una reacción (reactivos o productos), se puede

determinar las cantidades de las demás sustancias.

Los coeficientes indican cantidades de sustancias (relación entre moles) y permiten

establecer relaciones estequiométricas entre las cantidades de las sustancias que

reaccionan o se forman.

Por estequiometría entendemos el estudio de las proporciones (en masa, en moles, en

volumen) existentes entre las distintas sustancias que intervienen en la reacción química.

La estequiometría, nos permite calcular las cantidades de sustancias que reaccionan

y/o se producen, a partir de unos datos iniciales.

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Para realizar cálculos estequiométricos, seguimos unas reglas básicas:

Escribimos la ecuación química completa debidamente ajustada:

Los coeficientes estequiométricos nos indican la proporción en moles.

Establecemos la proporción entre una sustancia conocida y la sustancia problema:

Deberemos determinar todas las cantidades conocidas en moles, y luego obtener el

número de moles de la sustancia problema a partir de los coeficientes.

Calculamos la cantidad de sustancia problema:

Transformamos los moles en la unidades adecuadas: masa, volumen,...

Consideramos, por ejemplo, la ecuación de la combustión del metano.

Ajustamos la ecuación química y sabremos la relación en moles para esta reacción:

Conocidas las masas atómicas relativas de los elementos que intervienen en la

reacción (C = 12, H = 1, O = 16), se calculan las masas molares de los reactivos y los

productos. Por tanto, la relación en masas de esta reacción:

Podemos comprobar que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos,

según la ley de conservación de la masa:

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6.4. LA VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Algunas reacciones, como las explosiones, son increíblemente rápidas y cortas; y

otras, como la oxidación del hierro, son mucho más lentas. La velocidad de una reacción

química es una medida de la rapidez de transformación de los reactivos en los productos.

Para que se produzca una reacción química tienen que chocar entre sí las moléculas

reaccionantes.

La velocidad de una reacción depende del número de choques que se producen

entre los reactivos, un mayor número de colisiones supone un incremento en la velocidad

de la reacción.

La velocidad de una reacción química varía dependiendo de varios factores:

La temperatura: Si aumenta la temperatura, aumenta la velocidad de las partículas

y se producirán más choques entre ellas.

Por tanto, si aumenta la temperatura, aumenta la velocidad de reacción.

La concentración: Si aumenta la concentración de reactivos, habrá más partículas

de estos y aumentará el número de choques.

Por tanto, si aumenta la concentración de un reactivo, la reacción será más rápida.

Estado físico de los reactivos: Las reacciones serán más rápidas si los reactivos

son gaseosos o están en disolución, ya que aumenta la superficie de contacto y más

fácil es que se produzcan choques.

En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto

entre ambas fases.

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El grado de división de una sustancia: Cuanto mayor sea el grado de división de

la materia, más fácil es que se encuentren las partículas y se produzcan choques.

Por tanto, cuanto más dividido esté un reactivo, la reacción será más rápida.

La presencia de unas sustancias llamadas catalizadores o inhibidores: Los

catalizadores son especies químicas que alteran la velocidad de reacción sin formar

parte de los reactivos ni de los productos.

Los catalizadores aumentan la rapidez de una reacción y los inhibidores la

disminuyen.